高中化學(xué)水的電離電離平衡

1、高中化學(xué)水溶液中的離子平衡【本節(jié)學(xué)習(xí)目標(biāo)】(1) 了解電解質(zhì)的概念(2) 根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的電離與電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性，理解強電解質(zhì)和弱電解的概念，并能正確書寫電離方程式(3) 理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡(4) 了解水的電離及離子積常數(shù)(5) 認(rèn)識溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OHT)、pH三者之間的關(guān)系，并能進(jìn)行簡單計算(6) 了解酸堿中和滴定的原理(7) 了解溶液pH的調(diào)控在生活、生產(chǎn)和科學(xué)研究中重要作用(8) 理解鹽類水解的原理，掌握影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用(9) 在理解離子反應(yīng)本質(zhì)的基礎(chǔ)上，能從離子角度分析電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)(8)了解難溶電解質(zhì)的溶解

2、平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)學(xué)習(xí)重點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用學(xué)習(xí)難點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解平衡【知識要點梳理】一、電解質(zhì)的電離平衡(一).電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)概念在水溶液中瞄1融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。在水溶液煩融狀態(tài)下都丕導(dǎo)電的化合物。微觀結(jié)構(gòu)大多數(shù)離子化合物強極性鍵構(gòu)成的共價化合物極性鍵或非極性鍵構(gòu)成的共價化合物實例酸、堿、鹽、H2O等大多數(shù)有機物、SO、CO等(二).強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念一定條件下能夠全部電離的電解質(zhì)一定條件下只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全電離，不存在電離平衡部分電離

3、，存在電離平衡電離方程式HSQ=2H+SO2-NaHC&Nd+HCOCHCOO_-CHCOOHNH-H2O-NH+OHNaHSONs+H+SO2Ca(HCO)2=Cs2+2HC0l3PO-H+HaPQH2POfH+HPO2HPO2H+PO3溶液中溶質(zhì)微粒只有水合離子水合離子，弱電解質(zhì)分子實例強酸：HCl、HNRSQHBr、HI、HClQ等強堿：KOHNaOHBa(OH)2Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽(BaSO4、AgCl、CaCQ號身酸：HF、HCl。H2S、HSO、HNQ、H3PO、HaCO、H2SiO3、HCOOHGBOOH弱堿：NH-H2OFe（OH）3等小溶性堿說明：BaSO、Ag

4、Cl、CaCO是強電解質(zhì)，它們的水溶液中離子濃度非常小，導(dǎo)電能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全電離的；Fe（OH）3的溶解度也很小，F(xiàn)e（OH）3屬于弱電解質(zhì)；HCl、CH3COOH勺溶解度都很大，HCl屬于強電解質(zhì)，而CHCOOHW于弱電解質(zhì)；所以電解質(zhì)的強弱與其溶解性沒有必然聯(lián)系。（三）、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動1. 電離平衡的概念：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)2. 電離平衡的特征：弱電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡中的一種，具有以下一些特征:“逆”一一弱電解質(zhì)的電離是可逆的“動”一一電離平衡是動態(tài)平衡

5、"等”v（離子化）=v（分子化）豐0“定”一一在電離平衡狀態(tài)時，溶液中分子和離子的濃度保持不變?！白儭币灰浑婋x平衡是相對的、暫時的，當(dāng)外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動3. 影響電離平衡的因素：（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)（2）外因：溫度、濃度等（符合勒夏特列原理）思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改變后各參數(shù)的變化情況：CH3COOHCH3COO+H+（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）移動方向電離程度c(CH3COOH)c(H+)c(OH-)導(dǎo)電性KwHCl逆減小增大增大減小增強不變NaOH正增大減小減小增大增強不變H2O正增大減小減小增大減弱不變CHCOONa逆減小增大減小增大增強不變冰

6、醋酸正減小增大增大減小增強不變加熱正增大減小增大增強增大分析：稀釋冰醋酸過程中各量nha、c(H+)、導(dǎo)電性的變化曲線:耳電性電嗇程度.暮于敷目再如：在0.1mol-mol-1的氨水溶液中，存在如下電離平衡：NH+H2(NH+OH(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))。在此平衡體系中，若按下列情況變動,升溫通氨氣加水加NaOH固)加NHCl(固)通CO平衡移動方向n(OK)c(OH-)fTIC(NH3-H2O)T£TI導(dǎo)電能力TIT力。4.電離常數(shù)請將變化情況填入表中增大用“f”，減小用向左用“”，向右用“(1) 概念：電離平衡的平衡常數(shù)(2) 表示方法:CH3COOH-.CHCOO+H+c(H)e(

7、CHCOO)_cH.COOH)KaNH+OH弱酸電離常數(shù)(25C)H2C2O4K15.4X10-2-5K25.4X10CH3COOH-5K=1.75X10-7Ki=4.4X10HfeCO”_-11K2=4.7X10酸性：HzGQ>CHCOOHH2CO(3) 說明： K越大，該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對強弱。 K只與溫度有關(guān)，不隨濃度改變而改變。 多元弱酸(堿)分步電離，酸(堿)性的強弱主要由第一步電離決定。如HPO的電離：HP。.H+H2PO-3K1=7.1X10-8HPQH+HPO4Ka=6.3x10hpO-H+PO43-K3=4.2X10-13注

8、：*>>K2>>K3(四).判斷電解質(zhì)強弱的方法(1) 不完全電離： 0.1mol/L的醋酸pH>1 與同濃度的鹽酸對比導(dǎo)電性 與同濃度的鹽酸對比溶液的pH 與同濃度的鹽酸對比與鋅粉反應(yīng)的速率(2) 電離平衡： 將溶液沖稀1000倍后pH的變化 與同pH的鹽酸等倍沖稀后比較pH變化 同pH的鹽酸和醋酸與足量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積或速率(3) 水解平衡： 測得0.1mol/L的醋酸鈉溶液的pH>7(4) 化學(xué)反應(yīng)(利用較強酸制備較弱酸判斷酸性強弱) 將CO通入苯酚鈉溶液出現(xiàn)混濁：酸性：H2CO>C6H5OH二、水的電離和溶液的pH(一) .水的電離與水

9、的離子積在純水或水溶液中一一+_._HaOH+OHH>0或：2H2O.H3C+OAH>0+_-_-7+_-_-14_25Cc(H)=c(OH)=1X10mol/Lc(H)-c(OH)=1X10=Kwc+_-6+_-12100Cc(H)=c(OH)=1X10mol/Lc(H)-c(OH)=1X10=Kw說明：升高溫度Kw將增大,(1) Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大。因水的電離是吸熱過程,100C時，c(H+)=c(OH-)=1X10-6mol/L,Kw=c(H+)-c(OH-)=1x10-12。(2) Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(二) .溶液中酸堿性的判斷

10、1、通過濃度和pH判斷判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法，例如：方法一25C100C中性溶液c(H+)=c(OH-)pH=7pH=6酸性溶液c(H+)>c(OH-)pH：7pH：6堿性溶液c(H+)vc(OH-)pH>7pH>62、酸堿鹽溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水CHCOO淄液NH局。溶液CHCOON溶液NHCl溶液pH212122c(H)溶液10-210-1210-1210-2c(OH)溶液10-1210-210-210-12c(H+)水10-1210-1210-2c(OH-)水10-1210-1210-2Kw10-1410-1410-

11、1410-143、判斷下列溶液等體積混合后的酸堿性NaOH(0.1mol/L)NHH2O(0.1mol/L)NaOH(pH=13)NHH2O(pH=13)HCl(0.1mol/L)中酸中堿CH3COOH(0.1mol/L)堿中堿堿HCl(pH=1)中酸中堿CHCOOH(pH=1)酸酸酸中(三) .溶液中pH值的測定方法測定溶液的pH值一般有三種方法:利用酸堿指示劑，酸堿指示劑只能測出大概pH值范圍不能測出具體的pH值;石蕊試液紅色5紫色8藍(lán)色酚猷試液無色8.2粉紅10紅色甲基橙紅色3.1橙色4.4黃色 利用pH試紙，pH試紙測定的為溶液中c(H+)濃度，使用時不能潤濕。正確的操作方法為：用干燥

12、潔凈玻璃棒蘸取試液滴在試紙上，迅速和標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比； 用pH計。(四) 關(guān)于簡單pH值的計算1、酸、堿溶液稀釋后的pH值2、酸或堿溶液的pH值計算3、酸、堿混合后的PH值計算 兩種強酸混合。核心問題是混合溶液中c(H+) 兩種強堿溶液混合 強酸與強酸強堿與強堿強酸與強堿相互混和。三、鹽類水解1. 鹽類的水解原理：(1) 定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OHfe成弱電解質(zhì)的過程。(2) 實質(zhì)：促進(jìn)水的電離平衡的過程。(3) 規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性。特點： 水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度一般很小。 水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)?；谝陨咸攸c，鹽在水解時

13、不會產(chǎn)生沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不畫“廣、“r,用可逆號“”連接。 多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。2. 水解平衡移動：以NHCl溶液水解為例，分析改變條件對水解平衡的影響:NH+H2Or-NHH2O+H+c(NH4)c(NH3H2O)c(H+)_c(OH)pH水解程度平衡移動方向加熱T加水通入氨氣加入少量NHCl固體T通入氯化氫fI加入少量11NaOHU體3、水解的應(yīng)用：(1) 判斷鹽溶液的酸堿性及判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)強弱。(2) 比較溶液中離子濃度的大小(一看反應(yīng)、二分主次、三抓守恒)。(3) 判斷溶液中離子能否大量共存。(4) 配制某些鹽溶液：配制CuSO

14、溶液：加少量稀4SQ抑制Cu2+水解；配制FeCl3溶液：加少量稀HCl抑制Fe3+水解；配制FeSO溶液：加少量稀HSQ抑制Fe2+解、同時加少量Fe屑防止Fe2+被氧化。(5) 判斷溶液灼燒后產(chǎn)物FeCl3fF&QFe2(SO4)3-AFe2(SO4)3AlCl3fAl2QNaAlO2>NaAlO2KAl(SO4)2KAl(SO4)2N&CON&CONaHCO>NaCON&SON&SONaSQN&SO(6) 溶液中某些離子的除雜，需考慮鹽的水解：MgCb(雜質(zhì)：FeCl3)加MgOMg(OH)或MgCOCuCl2(雜質(zhì)：FeCl3

15、)加CuOCu(OH)2或CuCO(7) 泡沫滅火劑的反應(yīng)原理。(8) 明磯、氯化鐵的凈水。(9) 純堿(Na2CO)溶液去油污。Cu(10)制備無水鹽：由MgC2-6吒。制無水MgCl2在HCl氣流中加熱，以防止Mc2+水解生成Mg(OH。四、酸堿中和滴定1. 滴定原理(1) 定義：用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)濃度的實驗方法。(2) 原理：以一元強酸與一元強堿反應(yīng)為例：H+OH-=H2。1mol1molGV1C2V2GV=GMCJ；G=其中G、V2已知，只要測量出V,即可得未知酸或堿溶液的濃度G。說明：完全中和的含義為：nH+=n°+，而不一定是pH=7HCl卜

16、NaOHHSQ卜2NaOHHP。卜3NaOH2. 滴定終點的確定：選擇合適的指示劑指示劑的變色范圍為：石蕊試液紅色5紫色8藍(lán)色酚猷試液無色8粉紅10紅色甲基橙紅色3.1橙色4.4黃色說明： 石蕊試液不宜做中和滴定的指示劑。 指示劑變色的pH值范圍盡可能與生成鹽的水解得到溶液的pH值吻合3. 使用儀器（1）酸式滴定管（不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸等）（2）堿式滴定管（不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液等）加嵯申印南逑幫地的國霸說明： 滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點后兩位，而量筒和托盤天平讀數(shù)保留小數(shù)點后一位 量取液體時滴定管和量筒的區(qū)別0刻度平視仰視俯視滴定管上5.00偏低（V5.00）偏高（5.

17、00）無5.0偏高（5.0）偏低（V5.0）滴定管的尖嘴部分充滿液體，但不在計量范圍內(nèi)；自零點將溶液放空，溶液體積大于量程。 讀數(shù)方法：應(yīng)平視，液體凹面與刻度線相切。(3) 錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾等4. 試劑：標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液、指示劑(酚猷試液或甲基橙)5. 終點的判斷溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不再變色，多次測定求各體積的平均值6. 操作：(1)準(zhǔn)備： 檢查滴定管是否漏水； 潤洗儀器：滴定管潤洗的方法：從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。錐形瓶潤洗的方法：只用蒸儲水洗滌，不能用待測液潤洗注意：待測液一般

18、放在滴定管中，也可以放在錐形瓶中 取標(biāo)準(zhǔn)溶液：使液面在位于“0”刻度以上23cm處，并將滴定管固定在鐵架臺上。 調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞使滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。 放出反應(yīng)液：根據(jù)需要從滴定管逐滴放出一定量液體。(2) 、滴定(1) 、用堿式滴定管(或移液管)取一定體積(如25.00mL)待測液于錐形瓶中，滴入23滴指示劑。(2) 、用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，半分鐘內(nèi)不褪色，記下刻度。關(guān)鍵： 準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積； 準(zhǔn)確判斷滴定終點(指示劑顏色突變)。(3) 、計

19、算：每個樣品滴定23次，取平均值求出結(jié)果(詳見課本對應(yīng)部分)。7. 誤差分析：以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知濃度的NaO而液”為例分析(將待測液放入錐形瓶中)一匚已知C2=*:G:HCl標(biāo)準(zhǔn)液濃度，V:HCl標(biāo)準(zhǔn)液體積G:NaOH寺測液濃度，V2:NaOH待測液體積由于已提前量取一定體積（V2）待測液于錐形瓶中，G是定值，所以待測液濃度C2大小取決于標(biāo)準(zhǔn)液體積V1的大小。分析各種因素造成的誤差，將其都?xì)w結(jié)到V1的增大或減少，只要分析Vi的大小即可判斷待測液濃度C2偏高或偏低。項目操作不當(dāng)具體內(nèi)容誤差1儀器洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗偏局堿式滴定管未用NaO麻液洗偏低錐形瓶用Na

20、OHm夜洗錐形瓶內(nèi)壁上的NaOH§液加水沖入瓶內(nèi)偏局無影響2氣泡處理盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏局盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后后氣泡偏低3滴定鹽酸滴出瓶外偏局振蕩時瓶內(nèi)溶液濺出偏低4讀數(shù)（標(biāo)準(zhǔn)液）前仰后平偏低前平后仰偏局前仰后俯偏低前俯后仰偏局5其他滴定終點時滴定管尖嘴懸一滴溶液偏局指示劑變色立即停止滴定偏低五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1.溶解平衡（1）、概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時，得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達(dá)到溶解平衡。（2）、特征：（與化學(xué)平衡相同）a、逆：可逆過程b、等：v（溶解）=v（沉淀）c、定：達(dá)到平衡時，溶液中各離子濃度保

21、持不變d、動：動態(tài)平衡，v（溶解）=v（沉淀）豐0e、變：當(dāng)外界條件改變時，沉淀溶解平衡將發(fā)生移動，直到達(dá)到新的平衡。例：一定溫度下，將難溶電解質(zhì)AgCl放入水中時，會發(fā)生溶解和沉淀兩個過程：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl-（aq）初始：v（溶）v（沉）平衡：v（溶）=v（沉）正是這種平衡的存在，決定了Ag+與Cl-的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。（3）溶度積常數(shù)：AmBn(s)=±mA+(aq)+nDm-(aq)Ksp=cm(An+)-cn(Bm-)說明：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力a、用溶度積直接比較時，物質(zhì)的類型(如AB型、A2B型、AB型)必須相同b、對于同種類型物質(zhì)，Kbp數(shù)值越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強